Chemie deel 1

Hoofdstuk 1 Atoombouw §1.1 Atoombouw Volgens Rutherford is een atoom opgebouwd uit een kern en daaromheen een elektronenwolk. In de kern bevinden zich positieve protonen en neutrale neutronen. De elektronen zijn negatief geladen deeltjes. Lading van een proton = 1+ Lading van een elektron = 1- Een atoom is neutraal dus er zitten evenveel protonen als elektronen in een atoom. Massa van een proton = 1u
Massa van een neutron = 1u

Massa van een elektron is vergeleken bij een proton en neutron te verwaarlozen. Het aan tal protonen wordt aangegeven met het atoomnummer, dit nummer kunnen we
aangeven met het getal linksonder het elementsymbool. De som van het aantal neutronen en protonen noemen we het massagetal. §1.2 Het periodiek systeem In de groepen (de verticale kolommen) staan de elementen van de stoffen die chemisch gezien op elkaar lijken. De metalen uit groep 1 heten de alkalimetalen. (Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cesium, Francium) De niet-metalen uit de groepen 17 en 18 noemen we respectievelijk de halogenen en de
edelgassen. Er blijken atomen met hetzelfde atoomnummer te bestaan maar met een verschillende massa. Deze atomen hebben hetzelfde aantal protonen en elektronen maar hebben een verschillend aantal neutronen en de kern. Zulke atomen noemen we isotopen. §1.3 Kristalroosters Als we voorwerpen met een lading bij elkaar brengen oefenen deze voorwerpen een kracht op elkaar uit. We noemen deze kracht een elektrische of een elektrostatische kracht. - Gelijksoortige ladingen stoten elkaar af (positief en positief (+&+) negatief en negatief (-&-)) - Ongelijksoortige ladingen trekken elkaar aan (+ en -) De moleculen zijn regelmatig gerangschikt er ontstaat een kristalrooster. Kristalroosters zijn verdeeld naar de soort deeltjes waaruit ze bestaan. Als het moleculen zijn heet het een molecuulrooster. Als de kleinste deeltjes atomen zijn maken we onderscheid of het metaalatomen of
niet-metaalatomen zijn. Zo noemen we het kristalrooster van ijzer een metaalrooster. Koolstof en helium hebben in de vaste toestand een atoomrooster. Uit het feit dat de vaste stof niet van vorm verandert, leiden we af dat de moleculen elkaar aantrekken. Deze aantrekkende krachten noemt men vanderwaalskrachten. Door de vanderwaalskrachten is er een binding tussen de moleculen. We noemen deze binding molecuulbinding of vanderwaalsbinding. Als de moleculen groter zijn (dus veel elektronen bevatten), zijn deze moeilijker van elkaar te krijgen. Kennelijk zijn de vanderwaalskrachten groter naarmate de moleculen groter zijn. Er moet meer energie worden toegevoerd oftewel het kookpunt is hoger. De stoffen die zijn opgebouwd uit grote moleculen zijn bij kamertemperatuur meestal
vloeibaar of vast. Heel duidelijk is dat bij stoffen die zijn opgebouwd uit reuzemoleculen, macromoleculen. Een macromolecuul bestaat uit duizenden atomen. Macromoleculaire stoffen zijn altijd vaste stoffen. Voorbeelden zijn zetmeel, eiwit en plastic.
§1.4 Stroomgeleiding We kunnen drie groepen geleiders onderscheiden. 1. Stoffen die zowel in vaste als in vloeibare fase de stroom geleiden. 2. Stoffen die in geen van beide fasen de stroom geleiden. 3. Stoffen die de stroom niet in een vaste fase, maar in de vloeibare fase geleiden. Groep 1 wordt gevormd door de metalen. Groep 2 bestaat uit moleculaire stoffen. Groep 3 zijn de zouten
Als een stof een elektrische stroom geleidt, wordt de lading door de stof verplaatst. Bij deze verplaatsing van de lading kunnen we ons voorstellen dat er aan de ene kant van de stof elektronen ingaan en aan de andere kant elektronen uitgaan. In metalen kunnen dus elektronen vrij bewegen. We spreken dan van vrije elektronen. Een metaal is opgebouwd uit ongeladen atomen. Een aantal elektronen kan kennelijk gemakkelijk uit een atoom worden verwijderd: vrije elektronen. Wat van het atoom overblijft noemen we de atoomrest. Deze atoomrest is positief geladen. De negatieve vrije elektronen houden deze positieve atoomresten bij elkaar. Deze chemische binding tussen de metaaldeeltjes noemen we metaalbinding. §1.5 Atoombinding De twee elektronen die beide positieve kernen bij elkaar houden, noemen we een
Gemeenschappelijk elektronenpaar. Meestal geven we een elektronenpaar niet met twee punten (H H), maar met een streepje
weer : H-H. We noemen deze binding tussen atomen een atoombinding. §1.6 Koolwaterstoffen Koolwaterstoffen zijn stoffen die de elementen koolstof en waterstof bevatten en die voldoen aan de algemene formule CnHm. De deelverzameling van de koolwaterstoffen zijn de alkanen. Alkanen voldoen aan de
algemene formule Cn N2n+2. Als een groep stoffen aan een algemene formule voldoet, zegt men dat deze groep stoffen een homologe reeks vormt. Naam: Aantal koolstof atomen Aantal waterstof atomen Methaan 1 4
Ethaan 2 6 Propaan 3 8

Butaan 4 10
Pentaan 5 12
Hexaan 6 14
Heptaan 7 16
Octaan 8 18
Nonaan 9 20
Decaan 10 22
Hexadecaan 16 34 Isomeren hebben dezelfde molecuulformule, maar een verschillende structuurformule. Het zijn dan ook verschillende stoffen. §1.7 De systematische naamgeving Internationaal zijn er afspraken gemaakt voor de naamgeving. Men noemt dit de
systematische naamgeving. Structuurformule: Naam: -CH3 Methyl -CH2-CH3 Ethyl -CH2-CH2-CH3 Propyl -CH-CH3 Isopropyl
CH3 -CHn-H2n+1 Alkyl

1. Als de waterstofatomen niet worden geschreven, houd je een koolstofskelet over. 2. Als er geen verwarring mogelijk is, mag je het plaatsnummer weglaten. 3. Een onvertakte alkaan wordt soms voor de duidelijkheid met een extra letter n aangegeven, bijvoorbeeld n-hexaan. 4. In plaats van -CnH2n+1 gebruikt men ook wel de hoofdletter R om een willekeurige alkylgroep aan te geven. §1.8 Ringvormige en onverzadigde koolwaterstoffen Er komen ook koolwaterstoffen voor met ringvormige koolstofketens. Deze cyclische alkanen noemt men cycloalkanen. Een heel andere koolwaterstof is benzeen. Benzeen heeft de molecuulformule C6H6. Hoewel meerdere schrijfwijzen voor benzeen mogelijk zijn heeft deze de voorkeur: Cycloalkanen hebben als algemene formule CnH2n. De groep stoffen met de aanwezigheid van een dubbele binding tussen de koolstofatomen noemen we de alkenen. molecuulformule naam structuurformule
C2H4
etheen H H C = C H H
C3H6
propeen H H C = C - C - H H H H
C4H8
1-buteen
2-buteen H H H H C = C - C - C - H H H H H H H H - C - C = C - C - H H H H
We noemen verbindingen met een dubbele binding tussen twee koolstofatomen in de moleculen ook wel verzadigde verbindingen. De tegenstelling is dus als er alleen enkelvoudige bindingen voorkomen dit noemen we de onverzadigde verbindingen. Er bestaan ook onverzadigde koolwaterstoffen waar tussen twee koolstofatomen een
drievoudige binding voorkomt. Deze groep van stoffen noemen we de alkynen. Een voorbeeld van een alkyn is ethyn: H - C C - H
§1.9 Enkele karakteristieke groepen Een stof die een -C-O-H groep bevat noemt men een alcohol. Alcoholen worden gekenmerkt door de -OH groep. De hydroxyl-groep. Als in een alkaanmolecuul slechts één H-atoom
vervangen is door één OH groep, spreken we van een alkanol. molecuulformule naam stuctuurformule
CH3OH
methanol H H - C - OH H
C2H5OH
ethanol H H H - C - C - OH H H
C3H7OH
1-propanol
2-propanol H H H H - C - C - C - OH H H H H H H H - C - C - C - H H OH H
C3H8O3
1,2,3-propaantriol H H - C - OH H - C - OH H - C - OH H OH Carbonzuren worden gekenmerkt door de -C=O groep, de carboxylgroep. Als een molecuul één carboxylgroep bevat, spreken we van een alkaanzuur. formule naam structuurformule
HCOOH

methaanzuur (mierenzuur) O H - C OH
CH3COOH
ethaanzuur (azijnzuur) H O H - C - C H OH
C2H5COOH
propaanzuur H H O H - C - C - C H H OH
C17H35COOH
oktadecaanzuur (stearinezuur) O C17H35 - C OH
CnH2n+1COOH alkaanzuur
De carboxylgroep schrijft men vaak al -COOH. Wanner de carboxylgroep aan een ringstructuur is gekoppeld, gebruikt men niet het achtervoegsel 'zuur' maar 'carbonzuur'. Een molecuul met een -NH2 groep noemen we een amine. De karakteristieke groep heet de amino-groep. Als een molecuul één aminogroep bevat, spreken we van een alkaanamine. formule naam structuurformule
CH3NH2
methaanamine H H H - C - N H H
C2H5NH2

ethaanamine H H H - C - C - N H H
CnH2n+1NH2 alkaanamine SAMENGEVAT Klasse: Karakteristieke
groep: Voorvoegsel: Achtervoegsel: Carbonzuren -COOH -zuur of -carbonzuur (1) Alcoholen -OH
hydroxy- -ol (2,3) Aminen -NH2
amino- -amine (4) Halogeen- verbindingen -F, -Cl, -Br, -I
halogeen- 1 Gebruik -carbonzuur alleen als de -COOH groep zich aan een ringstructuur bevindt of als er 3 (of meer) -COOH groepen in één molecuul aanwezig zijn. 2 Gebruik hydroxy- als er ook een -COOH groep is
3 In één molecuul kunnen vrijwel nooit twee hydroxylgroepen aan één C atoom voorkomen. 4 Gebruik amino- als er een -OH groep of -COOH groep in het molecuul aanwezig is. Hoofdstuk 2 Zouten §2.1 Zouten Al in 1884 heeft de Zweed Arrhenius aangenomen dat in een zoutoplossing positief en negatief geladen deeltjes voorkomen. Hij noemde deze deeltjes ionen. Ionen zijn geladen atomen. Een geladen koperdeeltje noemen we dus een koper-ion. Uit proeven blijkt dat het koper-ion twee elektronen minder heeft dan een neutraal koperatoom. Het heeft dus een lading 2+ en we schrijven een koper-ion als Cu2+. Een geladen broomdeeltje noemen we een bromide-ion. Dit ion heeft één elektron meer dan een ongeladen broomatoom. Het heeft dus een lading 1- en we schrijven en bromide-ion dus als Br-. Ionen trekken elkaar aan, deze binding heet ionbinding. De ionen bevinden zich op vaste plaatsen in het kristalrooster, die vanwege de soort deeltjes ionrooster wordt genoemd. De rangschikking van de ionen is dan zo dan de afstotende krachten tussen de ionen minimaal is en de aantrekkende krachten maximaal. Uit het feit dat zouten bij kamertemperatuur bijna allemaal vaste stoffen zijn en dus een hoog smeltpunt en een hoog kookpunt hebben, leiden we af dat de ionbinding en sterke binding is. Zouten zijn stoffen die zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen. We nemen aan dat de stroomgeleiding bij een zout niet wordt veroorzaakt door vrije elektronen maar door vrije ionen. Daarom geleid een zout wel in vloeibare toestand en niet in vaste toestand.
§2.2 Keukenzout Voor de winning van zout brengt men twee buizen in de bodem tot in de zoutlaag. Door de ene buis pomp men water, waardoor het zout oplost. Via de andere buis wordt het zoute water naar boven gepompt. In sommige andere landen laat men bij vloed zeewater in grote bassins of velden lopen, waarna men deze bassins afsluit. Door de zon verdampt het water en houdt men zout over. Een andere mogelijkheid is dat het wordt gedolven uit zoutmijnen. §2.3 Zoutformules Elke ionsoort heeft meestal één bepaalde ionlading. We noemen deze ionlading de elektrovalentie of de valentie of de waardigheid van het atoom. De elektrovalentie van blijvoorbeeld koper is dus 2+ en de elektrovalentie van broom is dan 1-. Metaal ionen Niet-metaalionen
1+: K+ ,Na+ ,Ag+ F- fluoride-ion
3+: Al3+ Cl- Chloride-ion
2+: de meeste overige metaalionen
Br- bromide-ion
1+ en 2+: Hg+ ,Hg2+ I- jodide-ion
2+ en 3+: Fe2+ ,Fe3+ O2- oxide-ion S2- sulfide-ion
Met het periodiek systeem kun je de valenties makkelijk onthouden. De ionladingen in de metaalgroepen 1,2 en 13 zijn respectievelijk 1+, 2+ en 3+. Als een metaalatoom niet in deze groepen staat kun je aannemen dat de valentie 2+ is. De niet-metaalatomen in de groepen 16 en 17 hebben een valentie van respectievelijk 2- en 1-. De verhouding tussen het aantal positieve en negatieve ionen in de zout moet zó zijn dat de totale lading nul is. Deze formule wordt de verhoudingsformule genoemd. §2.4 Samengestelde ionen Een samengesteld ion is een ion dat uit meer dan één atoomsoort bestaat. Bijvoorbeeld bariumnitraat, een barium-ion heeft een valentie van 2+ en een nitraat-ion 1-. Per Ba2+ ion moeten er twee NO3- ionen zijn om het elektrisch neutraal te maken. De verhoudingsformule wordt dus Ba2+(NO3-)2. Positieve ionen

Negatieve ionen
2+: de meeste metaalionen
bijvoorbeeld Zn2+ , Ca enzovoort
Uitzonderingen: 1+:K+ ,Na+ ,Ag+ ,Nh+ 3+:Al3+ 2+ of 3+:Fe2+ ,Fe3+ F- fluoride O2- Oxide
Cl- chloride S2- sulfide
Br- bromide SO32- sulfiet
I- jodide SO42- sulfaat
OH- hydroxide CO32- carbonaat
NO2- nitriet CrO42- chromaat
NO3- nitraat C2O42- oxalaat
ClO3- chloraat PO43- fosfaat
CH3COO- acetaat Zout
Triviale naam
Toepassingen
Calciumsulfaat
Gips
bij botbreuken,bouwmateriaal
Natriumchloride
Keukenzout
in het voedsel en als
conserveringsmiddel
Natriumcarbonaat
Soda
schoonmaakmiddel en als grondstof voor glas §2.5 Zouten in water Men zegt dat een zout ioniseert in water. Hierbij ontstaat een ionaire oplossing. Het oplossen van bijvoorbeeld calciumchloride noteren we zo: Ca2+(Cl-)2(s) Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) Het tegenovergestelde is het indampen van een zoutoplossing. Het indampen van bijvoorbeeld kalium-jodide geven we weer met de vergelijking: K+(aq) + I-(aq) K+I-(s) Er zijn maar vier oxiden oplosbaar in water: natrium-, barium-, kalium- en calciumoxide. Een oplossing van triviale naam van oplossing

natriumhydroxide natronloog
kaliumhydroxide kaliloog
calciumhydroxide kalkwater
bariumhydroxide barietwater
Als een zout is opgebouwd uit A+ en B- ionen, noteer je dit zout • In de vaste fase als A+B-(s) of AB(s); • In oplossing als A+(aq) + B-(aq). §2.7+§2.8+§2.9+§2.10
Met behulp van de oplosbaarheid kun je de volgende problemen oplossen • Een bepaalde ionsoort uit een oplossing verwijderen. Je moet daartoe een zoutoplossing toevoegen waarvan een ionsoort met het te verwijderen ion een slecht oplosbaar zout vormt; er ontstaat dan een neerslag die kan worden verwijderd. Een voorbeeld van een reactievergelijking is: Cu2+(aq) + 2 OH-(aq) Cu2+(OH-)2(s) • Een bepaalde ionsoort aantonen. Je moet dan een zoutoplossing toevoegen die alleen met de aan te tonen ionsoort een neerslag geeft. • Nieuwe zouten bereiden. Je laat een neerslagreactie optreden door twee zoutoplossingen bijeen te voegen. Hierbij ontstaan twee nieuwe zouten: één neerslag en één oplosbaar zout. Welke zouten wel en niet goed oplosbaar zijn in water en welke zouten met elkaar reageren kun je opzoeken in tabel 45A van BINAS. Hoofdstuk 3 Rekenen §3.1 Rekenen met machten van 10 Bij het rekenen met machten gelden de volgende regels. • Bij vermenigvuldigen moet je de exponenten optellen. • Bij delen worden de exponenten van elkaar afgetrokken. Omrekenen: 103 is een 1 met drie nullen erachter: 1000
10-3 is een 1 met drie nullen ervoor: 0,001 §3.2 Grootheden en eenheden Er zijn zeven basisgrootheden vastegelegd (zie tabel 3A van Binas). Met behulp van deze basisgrootheden zijn alle andere grootheden af te leiden (zie Binas tabel 4) Deze basisgrootheden worden uitgedrukt in grondeenheden. Micro milli kilo (µ) (m) (k) Deze vermenigvuldigingsfactoren kun je in tabel 2 vinden. Voor massa en lengte-eenheden wordt de volgende balk gebruikt: µg mg g kg µm mm m km × 103 × 103 × 103
Voor volume-eenheden wordt de volgende balk gebruikt: mm3 cm3 dm3 m3 µl ml l × 103 × 103 × 103
§3.3 Binasnotaties omrekenen Massa Dichtheid = Volume
Je kunt op drie verschillende manieren rekenen namelijk: Manier 1: met een verhaaltje. Manier 2: met formules. Manier 3: met een verhoudings tabel. Voorbeeld
Hoeveel g is 56 ml alcohol? In tabel 11 staat voor de dichtheid van alcohol: 0,80 × 103 kg m-3. Omdat het hier in de vraag om de eenheden g en ml gaat, is het handig om de dichtheid eerst om te rekenen in g ml-1. 0,80 × 103 kg m-3 = 0,80 g ml-1 . Manier 1: rekenen met een verhaaltje
De dichtheid van alcohol is 0,80 g ml-1. Dat betekent: 1,0 ml alcohol heeft een massa van 0,80 g dus: 56 ml alcohol heeft een massa van 56 × 0,80 = 44,8 g. Manier 2: rekenen met formules
De definitie van de dichtheid is: Dichtheid=massa/volume. We vullen de gegevens in en ook deze uitkomst is 44,8 g
Manier 3: rekenen met verhoudingstabel
Bij dichtheid weet je de verhouding tussen de massa en het volume. Dit kun je als volgt in een verhoudingstabel weergeven. massa (g) 0,80 … Volume (ml) 1,0 56
56 × 0,80 = 44,8 g §3.5 Significante cijfers Significante cijfers zijn cijfers die wat betekenen voor de nauwkeurigheid van de meting. Het antwoord van een vermenigvuldiging of deling mag in niet meer significante cijfers worden gegeven dan de meetwaarde met het kleinste aantal significante cijfers dat je bij de berekening hebt gebruikt. Vb: 2,58 : 0,67 = 3,9
Bij het optellen en aftrekken wordt het antwoord in niet meer decimalen geschreven dan het bij de berekening betrokken meetresultaat met het kleinste aantal decimalen. Vb: 25,8 + 0,37 = 62,2

Deze regels gelden alleen voor meetwaarden en niet voor telwaarden. Hoofdstuk 4 Rekenen met atomen §4.1 Atoommassa en molecuulmassa Voorbeeld 1
Welke massa heeft een molecuul koolstofdioxide? De formule is CO2. Een molecuul bestaat dus uit 1 atoom C en 2 atomen O. De atoommassa van koolstof is 12,01 u en van zuurstof 16,00 u. De molecuulmassa M van CO2 is dus 12,01 u 2 × 16,00 u = 44,01 u. De ionmassa is gelijk aan de atoommassa. Voorbeeld 2
Hoe groot is de massa van een deeltje NaCl? Een deeltje NaCl heeft een massa van 22,99 u + 35,45 u = 58,44 u. Voorbeeld 3
Hoe groot is de massa van een deeltje natriumcarbonaat? De formule is Na2CO3. M is dus 2 × 22,99 u + 1 × 12,01 u + 3 × 16,00 u = 105,99 u. Massapercentages
Met behulp van atoommassa’s kun je de samenstelling van een ontleedbare stof aangeven met massapercentages van de elementen. Voorbeeld 4
Berekening van het massapercentage waterstof en zuurstof in water. De formule van water is H2O. De molecuulmassa is dan: 2,016 + 16,00 + 18,02 u. Het massapercentage waterstof in water is dan: massa waterstof 2,016 u
totale massa × 100% = 18,02 u × 100% = 11,19 massaprocent. massa zuurstof 16,00 u
totale massa × 100% = 18,02 u × 100% = 88,79 massaprocent.
§4.2 Isotopen Isotopen verschillen alleen in het aantal neutronen in de kern, dus alleen in het massagetal. Vandaar dat de atoommassa van isotopen verschillend is. Voorbeeld
Cl-35: atoommassa 34,96885 u komt voor 75,5% in de natuur voor. Cl-37: atoommassa 36,96590 u komt voor 24,5% in de natuur voor. De gemiddelde atoommassa van chloor is dan: 75,5 24,5
100 × 34,96885 u + 100 × 36,96590 u = 35,46. §4.3 De chemische hoeveelheid Het is in de chemie handig omde hoeveelheid van een stof aan te geven in een bepaald aantal deeltjes (moleculen, atomen of ionen). We noemen dat bepaalde aantal de chemische hoeveelheid. We geven deze grootheid aan met het symbool n. De eenheid die hierbij hoort is de mol. Het aantal deeltjes dat zich in één mol bevindt is 6,02 × 1023. De massa van 1,000 mol van een stof noemen we de molaire massa, aangegeven met M. 1 mol stof bestaat uit 6,02 × 1023 moleculen. Als 1 molecuul een massa heeft van M u, dan heeft 1 mol stof een massa van M gram; de molaire massa is dan M g mol-1. Voorbeeld 1
Hoeveel gram is 0,241 mol water? De molaire massa van water is 18,02 g mol-1. Dat betekent: 1,000 mol heeft een massa van 18,02 g. 0,241 mol water heeft dan een massa van 0,241 × 18,02 = 4,34 g. Voorbeeld 2
Hoeveel mol is 3,36 gram zwavelzuur? De formule van zwavelzuur is H2SO4. De molaire massa is dan 98,08 g mol-1. Dit in een verhoudingtabel: massa (g) 98,08 3,36
chemische hoeveelheid (mol) 1,00 ….. Hieruit bereken je: 3,43 × 10-2 mol. §4.4 Omrekenen hoeveelheid stof M mol NA massa aantal deeltjes dichtheid volume
Bij het omrekenen is het verstandig om steeds op dezelfde manier te werk te gaan. • Ga na in welk blok het gegeven staat en in welk blok het gevraagde. Ga dus ook na hoeveel keer je moet omrekenen. • Voer de omreken-stappen stuk voor stuk uit. • Let bij het rekenen op het juiste aantal significante cijfers. De algemene regel is: rond tussendoor niet af. Het eindantwoord geef je in het verantwoorde aantal cijfers op! Voorbeeld

Hoeveel moleculen komen voor in 32,8 ml ethanol? Het gegeven staat in het blok: volume. Het gevraagde in het blok: aantal deeltjes. We moeten dus drie keer omrekenen. 1 Van volume naar massa
De dichtheid van ethanol is 0,80 × 103 kg m-3. In verband met de gegevens rekenen we dat om in 0,80 g ml-1. volume (ml) 1,00 32,8  26,2 g
massa (g) 0,80 ….. 2 Van massa naar chemische hoeveelheid. De molaire massa van ethanol, CH3CH2OH, is 46,07 g mol-1. massa (g) 46,07 26,2  0,569 mol
chemische hoeveelheid (mol) 1,00 ….. 3 Van chemische hoeveelheid naar aantal deeltjes. Chemische hoeveelheid (mol) 1,00 0,569  3,42 × 1023 moleculen ethanol
aantal deeltjes 6,02 × 1023 ….. §4.5 Het molair volume van gassen • 1,00 mol gas heeft bij een bepaalde temperatuur en druk een bepaald volume. Dat volume is afhankelijk van het soort gas. We noemen dit het molair volume van een gas, aangegeven met Vm. • Bij standaardomstandigheden (T = 273 K, p = p0) geldt: Vm = 22,4 dm3 mol-1. Het omrekenschema wordt nu als volgt uitgebreid. hoeveelheid stof M mol NA massa Vm aantal deeltjes volume gas dichtheid volume §4.6 Concentraties Bij oplossingen heb je te maken met een hoeveelheid opgeloste stof in een hoeveelheid oplosmiddel. Je kunt een geconcentreerde oplossing krijgen door veel stof op te lossen of door de stof in een heel kleine hoeveelheid oplosmiddel op te lossen. We spreken dan van een concentratie. Chemici gebruiken als eenheid van de concentratie meestal het aantal mol per liter oplossing. Deze concentratie-aanduiding heet de molariteit. De eenheid is dan mol-1. In plaats van mol-1 wordt ook vaak de aanduiding M gebruikt. De molariteit is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. aantal mol stof
molariteit = aantal liter oplossing

Voorbeeld 1
In een oplossing is per liter 0,23 mol glucose opgelost. De glucose-concentratie noteren we dan als [C6H12O6(aq)] = 0,23 mol l-1. Voorbeeld 2
In een maatcilinder doe je 1,3 × 10-2 mol calciumchloride. Je voegt er zoveel water toe dat 250 ml oplossing ontstaat. Bereken de molariteit van de oplossing. Dus de molariteit is 5,2 × 10-2 mol l-1. §4.7 Andere concentratie-maten g stof
massaprocent = × 100% totale massa ml stof
volumeprocent = × 100% totaal volume
Bij schadelijke stoffen heeft men de maximaal aanvaarde concentratie, MAC-waarde, afgesproken. Dit heeft betrekking op de gemiddelde concentratie, waarvan men aanneemt dat de mens deze zonder schade kan verdragen. In tabel 101 van Binas staatn in kolom II de MAC-waarden van een aantal stoffen Hoofdstuk 5 Water §5.3 De polaire atoombinding Bij atoombinding houdt het gemeenschappelijk elektronenpaar de twee atoomresten bij elkaar. Als het molecuul gevormd wordt door twee gelijke atomen houdt dat gemeenschappelijk elektronenpaar precies even sterk de twee atoomresten bij elkaar. Je kunt ook zeggen dat de twee atoomresten even hard aan het gemeenschappelijk elektronenpaar trekken. Dit is anders bij een atoombinding tussen twee verschillende niet-metaalatomen. Het ene atoom trekt het elektronenpaar harder aan dan het andere atoom. Een maat voor de grootte van deze aantrekkingskracht is de elektronegativiteit. Vooral de atomen O, N en F een grote elektronegativiteit hebben. Als het gemeenschappelijk elektronenpaar wat meer bij het ene atoom dan bij het andere atoom hoort, spreken we over een polaire atoombinding. Doordat in het HCl molecuul het gemeenschappelijk elektronenpaar dichter bij het Cl atoom ligt, wordt het Cl atoom een beetje negatief en het H atoom een beetje negatief. De grootte van deze plaatselijke ladingen in het molecuul geven we aan met - en +. +H-Cl- Een HCl molecuul heeft dus twee elektrische polen, maar is in zijn geheel natuurlijk neutraal. Wij noemen zo’n molecuul een dipoolmolecuul of kortweg dipool. • Atoombinding komt voor bij een binding tussen twee gelijke niet-metaalatomen. • Polaire atoombinding komt voor bij een binding tussen twee verschillende niet-metaalatomen. Voor ons is alleen de O-H en N-H binding van belang. • Ionbinding komt voor bij een binding tussen metaalatoom en een niet-metaalatoom. §5.4 Polaire stoffen Polaire stoffen zijn stoffen waarvan de moleculen dipool moleculen zijn. Apolaire stoffen zijn stoffen waarvan de moleculen geen dipoolmoleculen zijn. Moleculen waarin O-H of N-H bindingen in voorkomen zijn dipoolmoleculen. Stoffen die bestaan uit deze soort moleculen noemen we polaire stoffen.
§5.5 Waterstofbruggen Door middel van een waterstofbrug trekken twee moleculen elkaar aan (via een H-atoom dus). Deze binding geven we in een structuurformule weer met een stippellijntje. In het algemeen kunnen we zeggen: waterstofbruggen treden op tussen O-H en N-H bindingen. De bindingen tussen moleculen tengevolge van waterstofbruggen zijn vrij sterk. De sterkte is ruwweg 10% van die van een atoom-of ionbinding. De andere bindingen tussen moleculen zijn veel zwakker. Het is gebruikelijk om de naam 'vanderwaalsbinding'te gebruiken voor de zwakkere binding tussen de moleculen. We kunnen zeggen dat: • Atoombindingen en ionbindingen zeer sterke bindingen zijn, • Waterstofbruggen sterke bindingen zijn, • Vanderwaalsbindingen zwak zijn. §5.5 Eigenschappen van water verklaard • Water mengt alleen met stoffen waarvan de moleculen H-bruggen vormen. • Water mengt niet met apolaire stoffen, dit komt omdat er geen waterstofbruggen kunnen worden gevormd. • Apolaire stoffen mengen onderling wel. • Ethanol mengt zowel met water als met apolaire stoffen omdat het een OH groep en een ethylgroep heeft. De omhulling van ionen met watermoleculen noemen we hydratatie. Als het kristalrooster van het zout watermoleculen bevat noemen we dit kristalwater. Zouten die kristalwater bevatten noemen we hydraten. Hoofdstuk 6 Het gebruik van water §6.2 De hardheid van water Water dat veel Ca2+ en/of Mg2+ ionen bevat, noemt men hard water. Water dat weinig of niets van deze ionen bevat, heet zacht water. We gebruiken als eenheid van de hardheid van water de Duitse hardheidsgraad met als symbool °D of DH. 1,0 °D betekent dat per liter water 7,1 mg Ca2+ of 4,3 mg Mg2+ is opgelost. Naast positieve calcium-ionen moet hard water ook negatieve ionen bevatten. Twee negatieve ionen komen daarbij vaak voor: het chloride-ion en het waterstofcarbonaat-ion, een samengesteld ion met de formule HCO3-. Hard water ontstaat doordat regenwater in contact komt met kalksteen in de grond. Kalksteen, CaCO3 (s), lost slecht op in water. Als in het water opgelost koolstofdioxide voorkomt, dan reageert het calciumcarbonaat daarmee. Regenwater bevat altijd koolstofdioxide. Vandaar dat het kalksteen door regenwater wordt aangetast. Er ontstaat dan een oplossing van calciumwaterstofcarbonaat, Ca(HCO3)2. CaCO3 (s) + H2O (l) + CO2 (aq) Ca2+ (aq) + 2HCO3- (aq) Als je hard water verwarmt, vindt de omgekeerde reactie plaats. Bij verhitting van een calciumwaterstofcarbonaat-oplossing krijg je dan: Ca2+ (aq) + 2HCO3- (aq) CaCO3 (s) + H2O (l) + CO2 (aq) Er slaat dus caliumcarbonaat neer en er ontwijkt koolstofdioxide. §6.3 Hard water en zeep Zepen zijn zouten die meestal bestaan uit Na+ of K+ ionen en stearaationen. De formule van stearaat is C17H35COO-. Zepen zijn net als andere natrium- en kaliumzouten oplosbaar in water: C17H35COO- (s) C17H35COO- (aq) + Na+ (aq) De waswerking van zeep kunnen we verklaren aan de hand van de structuur van dit zeepdeeltje. Het stearaat-ion heeft een geladen ‘kop’. Deze wordt door watermoleculen gehydrateerd. Maar aan die ion-kop zit een lange koolwaterstof-staart. Als die in het water komt, moeten veel waterstofbruggen worden verbroken. De stearaat-ionen bevinden zich in hoofdzaak aan het wateroppervlak. Er hoeven dan zo weinig mogelijk waterstofbruggen te worden verbroken. Als het wateroppervlak vol is, zoeken de stearaat-ionen een andere uitweg. Ze vormen micellen. De apolaire staarten keren zich naar elkaar toe en de ionkoppen steken naar buiten en vormen met water waterstofbruggen. In het water zweven op deze manier kleine apolaire gebiedjes. Als je zeepwater krachtig schudt, kunnen de micellen zich vullen met lucht. Deze stijgt op, maar de ion-koppen aan het oppervlak houden de micel met lucht tegen, je krijgt zo een zeepbel. Veel zeepbellen vormen dan schuim
Het gebruik van hard water is nadelig voor de waswerking van zeep. De calium- of magnesium-ionen slaan neer met de stearaat-ionen van het zeep. Pas nadat alle calcium-ionen zijn neergeslagen, kan er waswerking optreden. Vroeger maakte men zeep uit natuurlijke vetten. In het begin van deze eeuw werd deze grondstof echter schaars. Er is toen naar andere stoffen gezocht om zeep van te maken. Momenteel maakt men de zepen en wasmiddelen van grondstoffen uit de aardolie-industrie. Deze zepen worden synthetische zepen genoemd. De bouw van deze zeepmoleculen is vergelijkbaak met die van natuurlijke zeep.
§6.4 Zelfstandige opdrachten Het aantal ml zeepoplossing dat nodig is om schuim te laten ontstaan, heet het schuimgetal. Je kunt met het schuimgetal de hardheid van water bepalen. Eerst kijk je wat het schuimgetal is voor een aantal oplossingen met bekende hardheid, dan kijk je wat het schuimgetal is bij de onbekende en met behulp van de bekende zeepoplossingen kun je dan de hardheid bepalen. Hoofdstuk 7 Hoe snel en hoe ver? §7.1 Hoe snel roest ijzer en bederft voedsel? Voedselbederf wordt veroorzaakt door bacteriën en schimmels, waarvoor we de verzamelnaam micro-organismen gebruiken. Voedsel dat we lang willen bewaren moeten we conserveren. We doden daarvoor de aanwezige micro-organismen of beperken hun aantal. Micro-organismen die zuurstof nodig hebben noemt men aëroob. Hebben ze geen zuurstof nodig, dan noemt men ze anaëroob. §7.2 Kwalitatieve proeven over reactiesnelheid Een katalysator voor een reactie is een stof de de snelheid van die reactie vergroot zonder daarbij zelf verbruikt te worden. Katalysoren zijn erg belangrijk. In ons lichaam worden de meeste reacties door katalysoren beïnvloed. Deze biologische katalysoren noemt men enzymen. Bijna elke reactie in ons lichaam wordt mogelijk gemaakt door een speciaal enzym. §7.4 Het botsende-deeltjesmodel We stellen ons voor dat een reactie alleen kan optreden als de moleculen van de beginstoffen tegen elkaar botsen. Bij niet alle botsingen treedt een hergroepingen van de atomen op. Alleen als de botsing krachtig genoeg is, gebeurt er wat. We spreken in dat geval over een effectieve botsing. We noemen dit het botsende-deeltjesmodel. De reactiesnelheid wordt door de volgende factoren beïnvloed: • Concentratie. Bij een hogere concentratie neemt de reactiesnelheid toe. Het aantal botsingen per seconde is dan groter. • Verdelingsgraad. Hoe fijner de stof is verdeeld, des te groter is het oppervlak, des te groter is de reactesnelheid. Door het grotere oppervlak kunnen er meer botsingen aan dit oppervlak plaatsvinden. • Temperatuur. Bij een hogere temperatuur is de reactiesnelheid groter. Per 10 °C is dat ruwweg 2 à 3 keer. Door de hogere snelheid van de deeltjes is niet alleen het aantal botsingen, maar ook het aantal effectieve botsingen meer. • Katalysator. Deze beïnvloed de reactiesnelheid. Bij deze reactie wordt de katalysator wel gebruikt maar niet verbruikt. §7.6 De evenwichtstoestand We maken binnen de natuurwetenschappen onderscheid tussen twee soorten evenwichten. Bij een statisch evenwicht verandert er helemaal niets. Het evenwicht bij krachten, zoals we bij natuurkunde tegenkomen, is daar een voorbeeld. Bij een dynamisch evenwicht verandert er wel iets, maar dat is niet waar te nemen omdat de snelheden van de tegengestelde veranderingen even groot zijn.
§7.8 Chemische evenwichten Chemische evenwichten zijn dynamische evenwichten. Een evenwicht stelt zich soms snel in, soms langzaam. Het gebruik van een katalysator kan dan nuttig zijn: beide reacties verlopen dan sneller, het evenwicht stelt zich dan sneller in. De insteltijd is dan korter. Je kunt een evenwicht laten aflopen door één van de stoffen uit het evenwichtssysteem te verwijderen. Er is evenwicht als er geen verandering meer in de hoeveelheden veranderen. Voorwaarden voor een evenwicht zijn: • De omstandigheden zijn zodanig, dat zowel de heengaande als de teruggaande reactie tegelijkertijd kan verlopen. De snelheid waarmee deze reactie verlopen, is gelijk. • Alle stoffen die bij de reactie betrokken zijn, komen tegelijkertijd in het reactiemengsel voor. De concentraties van de stoffen veranderen niet. §7.9 De evenwichtsvoorwaarde Uit proeven blijkt dat er een verband bestaat tussen de concentraties van de stoffen die aan de reacties deelnemen. Dit verband kunnen we beschrijven met behulp van de concentratiebreuk. De evenwichtsvoorwaarde is: concentratiebreuk = K
In de concentratiebreuk en de evenwichtsvoorwaarde schrijven we de concentraties van de stoffen die rechts van het evenwichtsteken staan boven de breukstreep en de concentraties van de stoffen die links staan van het evenwicht staan onder de streep. Vaste stoffen komen niet in breuk hiervoor getal 1 invullen. In een evenwichtsreactie moet de vastestof altijd links van de twee pijlen. Hoofdstuk 8 Zuren en basen §8.1 Zure, neutrale en basische oplossingen In plaats van je tong kun je beter een indicator gebruiken om het zuur zijn aan te tonen. Indicatoren zijn stoffen die in een zure oplossing een andere kleur hebben dan in een niet-zure oplossing. Er zijn verschillende soorten indicatoren, dit zijn er drie: Lakmoes: een kleurstof die uit korstmossen wordt gewonnen. Ter vergroting van de houdbaarheid wordt lakmoes meestal aan papier geadsorbeerd. Er bestaat rood en blauw lakmoespapier. Universeel-indicator: papier gedrenkt in een mengsel van indicatoren. Rodekoolsap: dat is het sap dat je krijgt bij het koken van rodekool. Niet alle zuren zijn even zuur. De mate van zuur zijn noemen we de zuurgraad. Ook alle basische oplossingen zijn niet even basisch. Je zou de mate van basisch zijn de basegraad kunnen noemen, maar ook hiervoor gebruiken we de term zuurgraad. Om de zuurgraad van een oplossing in een getalswaarde te kunnen uitdrukken, gebruiken we de pH. In een zure oplossing is de pH kleiner dan 7. Hoe zuurder een oplossing des te lager is de pH. In een basische oplossing is de pH groter dan 7. Hoe basischer de oplossing des te hoger is de pH. In tabel 52A van Binas staat een uitgebreide lijst met indicatoren. Er staat bij verschillende pH-waarden een bepaalde kleur. De overgang van de ene kleur naar de andere treedt niet op bij één bepaalde waarde van de pH. In dit omslagtraject heeft de indicator een mengkleur. §8.3
Wat maakt een oplossing zuur? Uit het feit dat zure oplossigen geleidend zijn voor elektrische stroom, concluderen we dat zure oplossingen vrije ionen moeten bevatten. Zure oplossingen bevatten H+(aq) ionen. Als we salpeterzuur in water brengen ontstaat een zure oplossing. De volgende reactie treed dan op: HNO3(l) H+(aq) + NO3-(aq) Het molecuul heeft een H+ ion afgestaan. Een zuur is een deeltje dat H+ kan afstaan. In een zure oplossing zitten altijd H+ ionen en negatieve ionen. Deze negatieve ionen noemen we de zuurrestionen. Sterke zuren: (staan aan water alle H+ af) HCl waterstofchloride

HBr waterstofbromide
HI waterstofjodide
HNO3 salpeterzuur
H2SO4 zwavelzuur
Zwakke zuren: (staan H+ aan water niet zo goed af) HF waterstoffluoride
CH3COOH azijnzuur
H2C2O4 oxaalzuur
H2S waterstofsulfide
H3PO4 fosforzuur
LET OP : zoutzuur is een oplossing van HCl. §8.4 Basen Basische oplossingen bevatten OH-(aq) ionen. Als je het gas ammoniak in water leid ontstaat er ammonia, een basische oplossing. Het ontstaan van OH- geven we als volgt in een reactievergelijking weer: NH3(g) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) In deze vergelijking heeft NH3 een H+ opgenomen. Een base is een deeltje dat H+ kan opnemen. Zwakke basen: NH3 - ammoniak
S2- - sulfide

CO32- - carbonaat
SO32- - sulfiet
PO43- - fosfaat
Sterke basen: OH- - hydroxide
O2- - oxide §8.5 + §8.6 Reacties tussen oplossingen van zuren en basen 1. Reactie tussen oplossing van een sterk zuur en oplossing van sterke base. Er kan ook een slecht oplosbaar zout ontstaan. Voorbeeld: verdund salpeterzuur en barietwater: Voor de reactie: H+ ; NO3- ; H2O ; K+ ; OH- . Reactievergelijking: H+(aq) + OH- H2O
Na de reactie: NO3- ; H2O ; K+. 2. Reactie tussen oplossing van een zwak zuur en een oplossing van een sterke base. In de reactie staat het zwakke zuur alle H+ af aan OH-. Er ontstaat het zuurrest-ion en H2O. Voorbeeld: oplossing van fosforzuur en barietwater: Voor de reactie: H3PO4(aq) + 3OH- PO43- + 3H2O en: 2PO43- + 3Ba2+ Ba3(PO4)2(s) 3. Reactie tussen een oplossing van een sterk zuur en oplossing van een zwakke base. De zwakke base neemt H+ op tot neutraal, ammoniak neemt er op. Er ontstaat het zwakke zuur en water. Voorbeeld: oplossing van waterstofbromide en natriumsulfiet-oplossing: Voor de reactie: H+ ; Br- ; H2O ; Na+ ; SO32-. Reactievergelijking: 2H+(aq) + SO32- H2SO3 H2O + SO2
Let op: zwaveligzuur ontleedt in zwaveldioxide en water. 4. Oplossing van een sterk zuur en een vast zout, met een negatief ion afkomstig van een zwakke of sterke base. Let op: in de reactievergelijking komt de formule van het vaste zout!!! Voorbeeld: zoutzuur en calciumcarbonaat: Voor de reactie: H+ ; Cl- ; H2O ; CaCO3(s). Reactievergelijking: 2H+(aq) + CaCO3(s) H2CO3 + Ca2+ + H2O + CO2 + Ca2+ Let op: Cl- ; Br- ; I- ; NO3- en SO42- kunnen geen H+ opnemen.
Hoofdstuk 9 Aardolie §9.1 Aardolie Om de samenstelling van een mengsel te onderzoeken, maakt men gebruik van de scheidingsmethode ‘gromatografie’. Bij de gaschromatografie maakt men gebruik van poeder als adsorptiemiddel.. Het apparaat heet een gaschromatograaf. Het ‘loopgas’ heet dragergas. Dit laten we lang het adsorptiemiddel stromen. Aan het einde verbrandt dit gas. Als er met de gasstroom ook een andere stof meekomt, kun je dat zien aan de kleur van de vlam; deze wordt dan geel. Het onderdeel van de gaschromatograaf waarmee je de aanwezigheid van de stoffen aantoont, heet de detector. Het waspoeder zit in een stuk slang. Deze slang met het adsorptiemiddel noemen we de kolom. De stroperigheid van een vloeistof noemen we de viscositeit. §9.2 Olie als energiebron De laagste temperatuur waarbij een brandbare stof (het gas) aangestoken kan worden, noemen we het vlampunt van die vloeistof. De laagste temperatuur waarbij een stof gaat branden, noemen we de ontbrandingstemperatuur. Als het benzinedamp-luchtmengsel tijdens het samenpersen ontbrandt, krijgt de zuiger een klap, terwijl hij nog bezig is met omhoog aan. De motor loop dan schokkend, onregelmatig. We zeggen dat de motor ‘klopt’. De benzine die we gebruiken in niet klopvast genoeg. We spreken van een te laag octaangetal. Een octaangetal van 100 betekent dat de brandstof net zo klopvast is als de ideale brandstof 2,2,4-trimethylpentaan. Een octaangetal van 0 betekent dat de brandstof net zo klopvast is als heptaan. §9.3 Reactie met koolwaterstoffen Een reactie waarbij atomen worden vervangen heet een substitutiereactie. Bijvoorbeeld ethaan met broom: H H H H
H - C - C - H + Br - Br H -C - C - Br + Br H H H H
Een reactie waarbij één nieuw molecuul ontstaat heet een additiereactie. Bijvoorbeeld propeen met broom: H H H H H H C = C - C - H + Br - Br H - C - C - C - H
H H H Br Br H §9.4 Plastics De bedrijven die met aardolieproducten werken, vormen samen de petrochemische industrie. Een voorbeeld van een petrochemische product is plastic. Plastics behoren tot de stoffen die uit zeer grote moleculen bestaan, de zogenaamde macromoleculen. De molecuulmassa is zeer groot. Enkele voorbeelden zijn: polyetheen, nylon, rubber. Plastics kun je maken uit één eenvoudige grondstof. Zo’n beginstof heet een monomeer. Bij het ontstaan van een macromolecuul koppelen heel veel moleculen van het monomeer aan elkaar. Er ontstaat dan een polymeer. Deze reactie noemen we polymerisatiereactie. De monomeer-moleculen bevatten allemaal een C=C groep. Bij de volgende reactie is het monomeer etheen gepolymeriseerd tot het polymeer polyetheen: nC2H4(g) (C2H4)n(s) In deze vergelijking stelt n een groot getal voor. We stellen ons hierbij voor dat de dubbele binding openspringt. De koolstofatomen krijgen hierdoor een bindingsmogelijkhied en ze kunnen aan elkaar worden gekoppeld. Deze polymerisatiereactie is een voorbeeld van een additie-polymerisatie of polyadditie. Bij bereiding van sommige polymeren gaat men van twee verschillende monomeren uit. Bij de polymerisatie ontstaan ketens waarin brokstukken van beide monomeren voorkomen. We spreken van een copolymeer. §9.5 Eigenschappen van plastics Plastics die bij verwarmen zacht worden, noemt men thermoplasten. Plastics die bij verwarmen hard blijven, zijn thermoharders. Dit verschil kunnen we met de structuur duidelijk maken. De ketenmoleculen van een thermoplast liggen niet mooi naast elkaar maar in kluwens, net zoals een bord spaghetti. Bij het verwarmen kunnen de ketens makkelijk lang elkaar glijden. Bij verhoging van de temperatuur wordt een thermoplast week. De temperatuur waarbij dit begint, noemen we het verwekingspunt. Een vloeistof die is toegevoegd om een plastic zachter te maken noemen we een weekmaker. Bij thermoharders zijn de ketenmoleculen aan elkaar gekoppeld tot een netwerk. Er zijn bij het verwarmen dus ook geen ketens die langs elkaar kunnen glijden. De stof wordt bij verwarmen dan ook niet zachter. Rubber is een product van de rubberboom, door in de bast te snijden, krijgen we een melkachtige vlowistof, die latex heet. Natuurrubber kun je beschouwen als een additiepolymeer van 2-methyl-1,3-butadieen. Het verstevigen van rubber met behulp van zwavel noemen we vulcaniseren.
BOEK 2 Hoofdstuk 1 §1.1 Reactie en molverhouding M Vm NA dichtheid massa
dichtheid = volume aantal mol stof
molariteit = aantal liter oplossing
Voor elke reactie is de massaverhouding anders. Als we van een stof meer hebben dan nodig is, hebben we met een overmaat van die stof te maken. De reactievergelijking voor de verbranding van waterstof is: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) In deze reactievergelijking staat dat de molecuulverhouding waarin waterstof, zuurstof en water bij de reactie betrokken zijn, gelijk is aan 2:1:2. Dat wil zeggen dat ook het volgende juist is: 20 H2(g) + 10 O2(g) 20 H2O(l) dus: 2 mol H2(g) + 1 mol O2(g) 2 mol H2O(l) Deze reactievergelijking kun je ook lezen als de molverhouding waarun de stoffen bij de reactie zijn betrokken §1.2 Rekenen aan reacties Voor het rekenen aan reacties moet je het volgende stappenplan volgen: 1. Stel de reactie vergelijking op. 2. Kijk van welke stof de hoeveelheid is gegeven en van welke stof de hoeveelheid wordt gevraagd. 3. Leid uit de reactievergelijking de molverhouding af tussen de gegeven en gevraagde stof. 4. Reken de hoeveelheid gegeven stof om in mol. 5. Bereken uit het aantal aantal mol gegeven stof en de molverhouding van stap 3 het aantal mol van de gevraagde stof. 6. Reken het aantal mol gevraagde stof om in de gevraagde hoeveelheid. 7. Controle van het antwoord §1.3 Rekenen aan reacties in oplossing Voor het rekenen aan reacties in een oplossing moet je het volgende stappenplan volgen: 1. Reactievergelijking. 2. Gegeven en gevraagde stof. 3. Molverhouding afleiden. 4. Mol gegeven stof. 5. Mol gevraagd stof. 6. Gevraagde eenheid. 7. Controle
§1.4 Een kwantitatieve analysemethode: de titratie Vb: er moet worden onderzocht hoeveel waterstofchloride er in zoutzuur zit. Een voorbeeld van deze titratie is: • Neem een stof die snel en volledig reageert met de stof in de te onderzoeken oplossing. We nemen natronloog. • De gekozen natronloog heeft een molariteit van 0,1014 M. • Er wordt een bepaald volume van de te onderzoeken oplossing nauwkeurig afgemeten, bijvoorbeeld 25,00 ml zoutzuur. Hiervoor wordt een pipet gebruikt. • Aan de afgemeten hoeveelheid zoutzuur voegen we natronloog toe. Hiervoor wordt de buret gebruikt. • Het toevoegen wordt gestopt op het moment dat de reactie is afgelopen. Het volume van de toegevoegde natronloog wordt dan gemeten, in dit geval is het 19,85 ml. • We weten nu precies hoeveel mol natronloog nodig is om met een bepaald volume van de onderzochte oplossing te reageren. Hieruit kunnen we met behulp van een reactievergelijking de molariteit van het zoutzuur berekenen. Deze berekening gaat als volgt. De gebruikte nummers komen overeen met het schema. 1. Reactievergelijking
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l) Cl-(aq) Na+(aq) Na+(aq) Cl-(aq) 2. Gegeven
Natronloog
Gevraagd (de molariteit, 0,1014 M, en het aantal ml, 19,85) Zoutzuur (de molariteit) 3. Molverhouding tussen het gegeven en het gevraagde
1 mol 'NaOH' reageert met 1 mol 'HCl'. 4. Gegeven stof in mol
19,85 ml 0,1014 M 'NaOH' Deze hoeveelheid bevat 19,85 × 0.1014 = 2,01279 mmol NaOH
5. Gevraagde stof in mol
2,01279 mmol 'NaOH' reageert met 2,01279 mmol 'HCl'. 6. Omrekenen naar gevraagde hoeveelheid
Deze 2,01279 mmol 'HCl' is opgelost in 25,00 ml vloeistof. De molariteit van het zoutzuur is 2,01279 mmol/25,00ml = 0,0805116 M. 7. Controle
Gezien de gegevens is een antwoordt in vier significante cijfers verantwoord. De molariteit van het zoutzuur is 8,051 × 10-2 M. Het eindpunt van een titratie wordt ook wel het equivalentiepunt genoemd. Hoofdstuk 2 Zuren en basen §2.1 Zuren en basen Een zuur staat een H+ af en een base neemt een H+ op. Enkele zuren: zwavelzuur H2SO4 azijnzuur CH3COOH oxaalzuur H2C2O4 fosforzuur H3PO4 salpeterzuur HNO3
§2.2 Sterke en zwakke zuren Zuren die in water volledig ioniseren, heten sterke zuren. Zuren die in water niet volledig ioniseren, heten zwakke zuren. Sterke zuren Zwakke zuren
in tabel 49 H3O+ en hoger onder H3O+ notatie oplossing in ionen, bijvoorbeeld
H+(aq) + Cl-(aq) in moleculen, bijvoorbeeld
CH3COOH(aq) Als je een zwak zuur in water oplost ontstaat er een evenwicht
Enkele reacties: Oplossen: CH3COOH(l) CH3COOH(aq) Sterke zuren: HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq) Zwakke zuren: CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq) §2.3 Sterke en zwakke basen Als je een base oplost in water, neemt deze daarna van water een H+ ion op. Bij sterke basen is dit een aflopende reactie; bij zwakke basen is dit een evenwicht. In tabel 49 van BINAS staan de sterke basen onder de OH- en de zwakke basen staan eronder. Als je een zwakke base in water oplost ontstaat er een evenwicht. §2.4 pH pH = -log[H+] Vb. Bereken de pH van 3,8 × 10-3 M salpeterzuur. HNO3(l) H+(aq) + NO3-(aq) Uit 1 mol HNO3 ontstaat 1 mol H+. Dus ontstaat uit 3,8 × 10-3 mol HNO3 ook 3,8 × 10-3 mol H+. Dus [H+] = 3,8 × 10-3 mol l-1 . Dus de pH is 2,4. Omgekeerd kan ook bijvoorbeeld als je weet dat de pH van zoutzuur 4,7 is dan is de [H+] 2,0 × 10-5 mol l-1. Het kan ook omgekeerd, bijvoorbeeld je weet de pH van zoutzuur, die is 4,7. Dan kun je de [H+] van deze oplossing berekenen: 4,7 = -log[H+] ofwel log[H+] = -4,7
Als je de [H+] dan met je rekenenmachine uitrekent komt er 2,0 × 10-5 mol l-1 uit.
§2.5 pH van basische oplossingen pOH = -log[OH-] Het berekenen gaat als volgt: Vb: bereken de pOH van 0,35 M kalkwater. Ca(OH)2(s) Ca2+(aq) + 2OH-(aq) 0,05 mol Ca(OH)2(s) zorgt voor 0,70 mol OH-(aq). Dat betekent [OH-] = 0,70 mol l-1; dus pOH = -log(0,70) = 0,15
pH + pOH = 14,0 dus als je bijvoorbeeld een pOH van 0,15 hebt dan is de pH 14 - 0,15 = 13,85. §2.6 Zuur-base reacties Amfolyten zijn deeltjes doe zowel een zuur als een base kunnen zijn. Hoe ze in een zuur-base reactie reageren, hangt af van wat je erbij doet. Voeg je een zuur toe, dan is de amfolyt een base; voeg je een base toe dan is de amfolyt een zuur. Als je in tabel 49 HCO3- bij de zuren opzoekt, dan staat daarachter de base CO3-. Een zuur en een base, die op een dergelijke manier bij elkaar horen, noemen we een zuur-base koppel. Bij een zuur-base koppel is het verschil tussen het zuur en de base één H+. We zeggen dat dit zuur en deze base geconjugeerd zijn. CO3- is dus de geconjugeerde base van het zuur HCO3-. HCO3- is het geconjugeerde zuur van CO3-. §2.7 Buffers Een bufferoplossing bevat een redelijke hoeveelheid van een zwak zuur met zijn geconjugeerde base. Bij een bufferoplossing verandert de pH niet als je een beetje van een zuur of base toevoegt. Bij verdunning verandert de pH van de oplossing ook niet. Hoofdstuk 3 Redoxreactie §3.1 Etsen van metalen Je kunt ijzer bewerken door metaal weg te slijpen of door het te etsen. Etsen is een chemische bewerking die berust op een reactie tussen het metaal en een zure oplossing. We noemen een deeltje dat elektronen kan afstaan een reductor. Een deeltje dat elektronen kan opnemen noemen we een oxidator. Een reactie waarbij elektronen van het ene deeltje naar het andere deeltje worden overgedragen, noemen we een redoxreactie. §3.2 Halfreacties Als je van een deeltje wilt voorspellen of het een oxidator of een reductor is, moet je kijken of zo'n deeltje elektronen kan opnemen of kan afstaan. Vb. Is een zwavelatoom een oxidator of een reductor. Er bestaan behalve ongeladen zwavelatomen alleen nog zwavel-ionen, namelijk S2-. Dit betekent dat een atoom zwavel elektronen kan opnemen. S is dus een oxidator. Hier hoort de volgende halfreactie bij: S + 2 e- S2- Je kunt zeggen dat dat S en S2- bij elkaar horen. We noemen dat een redoxkoppel. Dit is een oxidator met zijn geconjugeerde reductor. Nog een voorbeeld: is een Hg+ ion een oxidator of een reductor? Behalve Hg+ komen van het element kwik hg atomen en Hg2+ ionen voor. Het Hg+ ion kan dus zowel een elektron opnemen als een elektron afstaan. Het kan dus zowel een reductor als een oxidator zijn. We maken van redoxkoppels gebruik, als we de vergelijking van redoxreacties moeten opschrijven. We schrijven de reactieverglijking in drie stappen op: 1. De halfreactie van de reductor; 2. De halfreactie van de oxidator; 3. Het optellen van de twee halfreacties, waarbij er gezorgd moet worden dat er evenveel elektronen worden opgenomen als afgestaan. Bijvoorbeeld de reactie tussen aluminium en zoutzuur. Halfreactie RED Al Al3+ + 3 e- Halfreactie OX 2 H+ + 2 e- H2

In deze reactie staat de reductor 3 elektronen af, terwijl in de halfreactie van de oxidator slechts 2 elektronen nodig zijn. Om er voor te zorgen dat het aantal elektronen in beide reacties gelijk is met de bovenste met 2 worden vermenigvuldigt en de onderste met 3: 2Al 2Al3+ + 6 e- 6 H+ + 6 e- 3 H2
Als je deze reacties bij elkaar optelt krijg je de vergelijking van de redoxreactie: 2Al(s) + 6 H+(aq) 2Al3+ + 3 H2(g) §3.3 Reductorsterkte en oxidatorsterkte Op grond van experimenten kun je de oxidatoren en reductoren naar sterkte rangschikken. Daarbij zetten we de strekste oxidator bovenaan en de sterkste reductor onderaan. We zorgen ervoor dat horizontaal een redoxkoppelstaat. Oxidatoren Reductoren
Ag+ sterk
Hg+ Cu2+ H+ Pb2+ Fe2+ Zn2+ Al3+ Mg2+ Na+ Ca2+ Ba2+ K+ zwak Ag zwak
Hg
Cu
H2
Pb
Fe
Zn
Al
Mg
Na
Ca
Ba
K sterk
Hoe sterker de oxidator, des te zwakker is de gonjugeerde reductor. Een veel uitgebreidere lijst staat in Binas tabel 48. §3.4 §3.5 §3.6 Belangrijke oxidatoren en reductoren Oxidatoren
Salpeterzuur • Verdund salpeterzuur (NO3- is oxidator) NO3- + 3 e- + 4H+ NO + 2H2O • Geconcentreerd salpeterzuur
NO3- + 2H+ + e- NO2 + H2O
Zwavelzuur • Verdund zwavelzuur (H+ is oxidator) 2H+ + 2 e- H2 • Geconcentreerd zwavelzuur (H2SO4 is oxidator, zie opmerking 5 in Binas tabel 48) H2SO4 + 2H+ + 2 e- SO2 + 2H2O
Ozon • O3 + 2H+ + 2 e- O2 + H2O

Waterstofperoxide • met H+ H2O2 + 2H+ + 2 e- 2H2O • zonder H+ H2O2 + 2 e- 2OH- Chloraat: ClO3- Dichromaat : Cr2O7 2- Reductoren: Metalen Fe, Na, Ag etc. Negatieve ionen van niet-metalen. H2C2O4
SO32- SO2
S2O32- Hoofdstuk 4 Redoxreacties in de praktijk In dit hoofdstuk staan een aantal toepassingen van redoxreacties: • Elektrische cellen
Een reductor en een oxidator worden niet gemengd, maar via een elektrolyt (een oplossing die vrije ionen bevat) met elkaar verbonden. Elektronen kunnen via een metaaldraad van de reductor naar de oxidator gaan. Bekende (elektrische) cellen zijn de loodaccu en de batterij. Loodaccu: PbO2 als oxidator en Pb als reuctor. Verdund zwavelzuur is de elektrolyt. De halfreacties zijn: Pb(s) + SO42- PbSO4(s) + 2 e- PbO2(s) + SO42- + 4H+ + 2 e- PbSO4(s) + 2H2O(l) Batterij: MnO2 als oxidator en Zn als reductor. Een pasta van ammoniumchloride is de elektrolyt. De halfreacties zijn: Zn(s) Zn2+ + 2 e- MnO2(s) + 4 NH4+ + 2 e- Mn2+ + 2H2O(l) + 4NH3 • Corrosie
Metalen reageren met zuurstof tot metaaloxiden, Dit gebeurt bij kamertemperatuur alleen in aanwezigheid van water. Voor ijzer heet dit procez roesten. Roesten kan worden tegengegaan door het ijzer af te schermen van zuurstof en water. Niet alle metalen hoeven beschermd te worden tegen corrosie. Bij sommige metalen ontstaat een afsluitend oxidelaagje dat goed hecht aan het metaal. • Uit erts (metaaloxiden en metaalsulfiden) kan het metaal worden gewonnen. Zo kunnen we uit metaaloxiden door een reactie met een reductor die sterk genoeg is, een metaal bereiden. Metaal sulfieden moeten eerst worden verbrand tot metaaloxiden en zwaveldioxide. • Hoogovens
Hier bereidt men ijzer uit ijzeroxiden. Deze reageren met een reductor bijvoorbeeld koolstof of koolstofmonooxide. Door het koolstofpercentage in ruw ijzer te verlagen, ontstaat staal. • Kwalitatieve analyse
Als in een oplossing eeen oxidator aanwezig is, kan deze worden aangetoond met een reductor. Omgekeerd kan een reductor worden aangetoond met een oxidator. • Kwantitatieve analyse
Hierbij wordt gebruik gemaakt van titraties die berusten op redoxreacties. Bij jodometrische titraties wordt jood getitreerd met een natriumthiosulfaat-oplossing. Als indicator gebruiken we stijfsel (zetmeel). Vaak wordt dit gebruikt voor het aantonen van een oxidator. Hierbij laten we de oxidator reageren met een overmaat jodide dat daardoor reageert tot jood. Het zo ontstane jood titreren we dan met thio. Dit is een voorbeeld van indirecte titratie. • Elektrolyse
Bij elektrolyse gebeurt het omgekeerde als bij een elektrische cel. Door gelijkstroom toe te voeren, treedt een reactie op. Het ladingstransport in de draad wordt verzorgd door vrije elektronen; in de oplossing door vrije ionen. Aan de negatieve elektrode reageert de sterkste oxidator. Aan de positieve elektrode reageert de sterkste reductor. In tegenstelling tot wat in tabel 48 staat, reageert Cl- eerder als reductor dan H2O. Bij elektrolyse worden altijd evenveel elektronen opgenomen als afgestaan. • Toepassingen van elektrolyse

In de industrie wordt vaak gebruikgemaakt van elektrolyse. Door elektrolyse van pekel ontstaan chloor en waterstof. We kunnen op een voorwerp een laagje van een andermetaal aanbrengen door het voorwerp als negatieve elektrode te gebruiken. Als elektrolyt gebruiken we dan een zoutoplossing van het metaal waarmee het voorwerp moet worden bedekt. • Verbrandingen
Hierbij reageert een brandstof met zuurstof. Verbrandingen worden meestal uitgevoerd om warmte te leveren. Een snel verlopende verbranding geeft een explosie. Hoofdstuk 5 Energie Bij een exotherme reactie staan de reagerende stoffen energie af aan de omgeving. Bij een endotherme reactie nemen de reagerende stoffen energie op van de omgeving. De eenheid van energie is Joule. In tabel 11 van binas staat de soortelijke warmte van bijvoorbeeld water. Met de volgende formule kun je de warmte berekenen die op of af is gestaan door water: Q = m • c • T
We kunnen het energieverloop van een reactie in een zogenaamd energiediagram uitzetten. Hierin geven we het verschil weer tussen de energieniveaus van de beginstoffen en de reactie producten. Voor energie geldt een wet die lijkt op de wet van behoud van massa: de wet van energiebehoud. Energie kan niet verloren gaan of uit het niets tevoorschijn komen. Hoofdstuk 6 Voedsel Ons voedsel bevat onder andere: • Brandstoffen. Dat zijn voornamelijk koolhydraten en vetten en soms eiwitten. • Bouwstoffen. Dat zijn voornamelijk eiwitten en mineralen en soms vitaminen. • Beschermende stoffen. Dat zijn voornamelijk vetten en vitaminen. Brandstoffen leveren de energie doordat de stoffen in ons lichaam worden ‘verbrand’. Deze verbranding noemen we ook wel stofwisseling. De stofwisseling die nodig is om deze noodzakelijke processen in stand te houden, noemen we de ruststofwisseling. Alkanol + zuur ester + water
Bij deze reactie vormt een H atoom van de ene OH groep met de andere OH groep water. De twee overgebleven stukken vormen samen een nieuwe stof. Deze stof hoort bij de groep van esters. CH3-CH2-OH + HO-C- CH3 H2O + CH3-CH2-O-C-CH3 O O
De naamgeving van een ester gaat als volgt: De ester wordt opgedeeld (in gedachten) in twee stukken, een zuurrest en een alkyl groep. De naam van de zuurrest wordt aan gegeven met alkanoaat. Een ester is dus een alkylalkanoaat. In bovenstaand geval is de naam dus ethylethanoaat. Een eetbaar vet of eetbare olie is een ester van glycerol en vetzuren. De structuurformules van vetzuren kun je vinden in tabel 76B van Binas. Een vet ontstaat als glycerol en een vetzuur in de molverhouding 1:3 met elkaar reageren. Vb. glycerol + stearinezuur glyceryltristearaat + water
Alkanol + zuur ester + water heet verestering. Alkanol + zuur ester + water heet hydrolyse. De reactie tussen een ester en een loog heet verzeping. Deze naam is te verklaren doordat bij de reactie van een vet met een basische oplossing een zeep ontstaat. Eiwitten ontstaan uit aminozuren. Zoals het woord als zegt, bevat een aminozuurmolecuul twee karakteristieke groepen: een aminogroep, -NH2, en een carboxylgroep, -COOH. Eiwitten zijn polymeren van aminozuren.
Hoofdstuk 7 Chemie in het groot §7.1 Chemische industrie Het chemische proces in de fabriek bestaat meestal uit een aantal stappen. Om een goed overzicht te hebben van wat er gebeurt, geeft men dit in een blokschema weer. Hierin stellen de lijnen met pijltjes de buizen voor, waar de stoffen doorheen stromen. In de blokken gebeurt iets met die stoffen. Hieronder staat een algemeen blokschema van een chemische fabriek. afvoer produkt aanvoer grondstoffen recirculeren afvoer afval
De reactie vindt plaats in een zogenaamde reactor. Dat kan een buis of een grote ketel zijn. Hierin bevindt zich eventueel de katalysator. In een chemische fabriek kan sprake zijn van een continu proces of een batchproces. Bij een continu proeces vindt voortdurend een aanvoer van grondstoffen en afvoer van reactieproducten plaats. Bij een batchproces maakt men steeds 'porties'. Dat wil zeggen dat men een reactorvat vult met de grondstoffen. Als de reactie is afgelopen tapt men de reactieprodukten af en vult men het vat opnieuw. §7.2 Ammoniak Bij de bereiding van ammoniak laat men waterstof met stikstof reageren. Dit is een exotherme reactie. In de praktijk blijkt bij deze reactie bij normale temperatuur en druk bijna niets te verlopen. Er is een temperatuur van 450 °C en een druk van 200 bar voor nodig. De reactievergelijking is als volgt: N2 + 3H2 2NH3 §7.3 Ammoniak als grondstof De grondstrof voor de bereiding van salpeterzuur is ammoniak. Salpeterzuur wordt in drie stappen bereid. 1. Ammoniak wordt verbrand in aanwezigheid van een katalysator. Hierbij ontstaan stikstofmonooxide en waterdamo. Door afkoelen ontstaat water, dat vervolgens van het stikstofmonooxide kan worden gescheiden. 2. Stikstofmonooxide reageert met zuurstof tot stikstofdioxide. Hierbij stelt zich een evenwicht in. 3. Het gasmengsel dat bij stap2 ontstaat, wordt in water geleid. Stikstofdioxide reageert met water. Hierbij ontstaan salpeterzuur en het gas stikstofmonooxide. Ongeveer 70% van alle ammoniak die in de wereld wordt geproduceerd wordt gebruikt voor kunstmest. Kunstmest bevat ammoniumzouten. Deze zijn te bereiden door ammoniak te laten reageren met een zuur. §7.5 Chemische industie en milieu De chemische industie moet ten aanzien van het milieu: • Bij het maken van gevaarlijke stoffen de uiterste zorgvuldigheid betrachten; • Steeds zoeken of er voor gevaarlijke sotffen minder gevaarlijke alternatieven mogelijk zijn; • Bij de produktie van afvalstroom zo veel mogelijk beperken; • Het afval zo onschadelijk mogelijk maken; • Proberen zo min mogelijk grondstoffen te verkwisten.